Контрольні питання.

1. Як змінюється міцність хімічного зв’язку в ряду: HF – HCl – HBr – HI?

____________________________________________________________________

2. Написати реакцію отримання хлороводню трьома способами. ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. З якими металами може реагувати соляна кислота? Чи впливає зміна концентрації цієї кислоти на характер реакції з металами?

________________________________________________________________________________________________________________________________________

4. Який з галогеноводнів найбільш сильний відновник, а який – найбільш слабкий?

____________________________________________________________________

5. Чому концентрована хлороводнева кислота сильніше „димить” у вологу погоду?

____________________________________________________________________

6. Чи може бромоводень бути відновником? Поясніть.

________________________________________________________________________________________________________________________________________

7. Порівняйте стійкість, силу та окисні властивості кисневих кислот хлору.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8. На чому заснована дезінфікуюча та відбілююча дія хлорного вапна?

________________________________________________________________________________________________________________________________________

9. Здійсніть наступні перетворення:

Cl₂ → KClO → KClO₃ → KCl

а)___________________________________________________________________б)___________________________________________________________________в)___________________________________________________________________

Тема: елементи підгрупи хрому

	r (A)	I1, эВ	Ea, эВ	Ступені окислення
Cr	1.25	6.76	-0.91	+2,+3,+6
Mo	1.36	7.10	-0.20	+4,+6
W	1.37	7.98	-0.05	+4,+6

VIВ групу періодичної системи утворюють перехідні метали: хром, молібден, вольфрам. В їх атомах добудовуються d-підрівні передостаннього рівню. При цьому у атомів хрому та молібдену електронна конфігурація d⁵s¹, а у атому вольфраму d⁴s­². Хімічний зв’язок цих елементів здійснюється за рахунок втрачання s-електронів зовнішнього рівню та d-електронів передостаннього. Максимальний ступень окислення у всіх металів цієї групи +6, проте стійки також сполуки хрому, в яких його ступень окислення +2, +3. для молібдену та вольфраму характерні ступені окислення +4, +6. Атомні та особливо іонні радіуси молібдену і вольфраму близькі в зв’язку з лантаноїдним стягуванням. Тому молібден і вольфрам подібні за фізичними і хімічними властивостями, Але істотно різняться з хромом.

Хром – тугоплавкий, стійкий до атмосферної корозії метал. Як відновник він реагує з розведеними хлороводневою та сірчаною кислотами з виділенням Гідрогену. Нітратна кислота пасивує хром. При високих температурах хром взаємодіє з галогенами (пента-, тетрагалогеніди), з Нітрогеном, Силіцієм, Сульфуром, Карбоном.

Стійкий оксид хрому (ІІ) виявляє основні властивості. При збільшенні ступеню окислення зменшується йонність зв’язку і зростає кислотність оксидів. Тому оксид хрому (ІІІ) – амфотерний, а оксид хрому (VI) – кислотний. Сполуки, де хром виявляє ступень окислення +2 легко окислюються та майже не мають практичного значення.

Cr₂O₃ нерозчинний у воді утворюється при термічному розкладенні дихромату амонію, розчиняється в кислотах та лугах. Гідроксид хрому (ІІІ) осаджується за дії лугів на солі хрому (ІІІ). В надлишку лугів осад розчиняється з утворенням комплексної сполуки Na₃[Cr(OH)₆]. Більшість солей хрому (ІІІ) розчинні, а їх розчини в залежності від температури мають зелений або сине-фіолетовий колір.

CrO₃ – речовина темно-червоного кольору, сильний окисник. При розчиненні у воді утворює слабку хромову кислоту:

CrO₃ + H2O = H₂CrO₄

Хромова та дихромова (H₂Cr₂O₇) кислоти існують лише у водних розчинах. У вільному стані відомі більш стійки солі цих кислот – хромати та дихромати. Розчини перших мають жовте забарвлення, других – жовте-гаряче. Хромати стійки в нейтральному та лужному середовищі, дихромати – в кислому. При зміні реакції середовища відбувається перехід хроматів до дихроматів і навпаки:

2CrO₄^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2- + H₂O

Cr₂O₇^2- + 2OH^- ↔ 2CrO₄^2- + H₂O

Хромати та дихромати – сильні окисники. Найбільш сильно окисні властивості виявляються в кислому середовищі, при цьому сполуки хрому (VI) відновлюються до сполук хрому (ІІІ):

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O